Раздел 1: неорганическая химия

ХИМИЯ

 

Методические указания по выполнению лабораторных работ

специальностей: 110201.65-Агрономия, 110101.65- Агрохимия и агропочвоведение, 110102.65-Агроэкология, 110401.65-Зоотехния, 280302.65-Комплексное использование и охрана водных ресурсов, направления 110900.62- Водные биоресурсы и аквакультура

 

КГТУ

 

Калининград – 2006

Введение

Методические указания предназначены, для выполнения лабораторных работ

по неорганической и аналитической химии студентами очной и заочной форм обучения специальностей: 110201.65-Агрономия, 110101.65- Агрохимия и агропочвоведение, 110102.65-Агроэкология, 110401.65-Зоотехния,280302.65-Комплексное использование и охрана водных ресурсов, направления 110900.62-Водные биоресурсы и аквакультура.

При выполнении лабораторных работ закрепляется материал по наиболее важным вопросам общей, неорганической и аналитической химии.

Каждый студент обязан вести свой лабораторный рабочий журнал (общая тетрадь), являющийся отчетом о проделанной лабораторной работе. Записи в лабораторный журнал необходимо вносить аккуратно и разборчивым почерком.

Категорически запрещается делать записи карандашом и на разрозненных листках бумаги.

Все записи сразу же вносят в журнал, не надеясь на память. Записывают результаты измерений и вычислений чернилами. В рабочем журнале ничего не исправляют, не стирают и не забеливают корректором. В случае ошибки цифру или слово зачеркивают (только один раз), написав исправленное рядом или над ошибкой. Если неправильным оказался большой материал, не вырывают страницы из журнала: достаточно перечеркнуть их по диагонали.

Перед каждым лабораторным занятием студент должен самостоятельно изучить теоретический материал по учебнику, конспекту лекций; прочитать описание лабораторной работы и подготовить форму отчета. При оформлении отчета по лабораторной работе указывают название темы, составляют краткое теоретическое введение, дату, номер и название лабораторной работы; название, цель и схему каждого опыта, записывают уравнения реакций, описанных в опыте.

Наблюдения и выводы по каждому опыту составляют и записывают после того, как лабораторная работа выполнена в учебной лаборатории.

 

Раздел 1: НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

 

Неорганическая химия –это химия элементов Периодической системы элементов Д.И. Менделеева и образованных ими простых или сложных химических соединений (веществ) Неорганическая химия неотделима от общей химии.

Общая химия изучает теоретические представления и концепции, составляющие фундамент всей системы химических знаний.

Стехиометрия – раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами. Расчеты таких количественных соотношений между элементами в соединениях и между веществами в уравнениях химических реакций, вывод формул называются стехиометрическими расчетами. Их теоретической основой являются фундаментальные законы химии (стехиометрические законы).

 

Закон эквивалентов.

Закон эквивалентов

Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ, прямо пропорциональны их молярным массам эквивалентов (объемам эквивалентов):

m₁/m₂ = М_Э1 / М_Э2 или V₁ / V₂ = V_Э1 / V_Э2.

Эквивалентом сложного вещества является такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом любого другого вещества. Такие расчеты возможны благодаря закону эквивалентов.

Пример 1. При сжигании 2,28 г металла было получено 3,78 г его оксида. Определить молярную массу эквивалента (эквивалентную массу) металла.

Решение. Находим массу кислорода m (O) = m (оксида) - m(Me);

m (O) = 3,78 – 2,28 = 1,50 г

По закону эквивалентов: m(Ме)/m(О) = М_Э(Ме) / М_Э(О),

вычисляем эквивалентную массу металла

М_Э(Ме) = m(Ме)·М_Э(О) / m(О),

М_Э(Ме) = 2,28 · 8 /1,5 = 12,16 г/моль.

Пример 2. Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите эквивалентную массу металла (молярную массу эквивалента)

Решение. При решении задачи следует иметь в виду: а) эквивалентная масса гидроксида металла равна сумме эквивалентных масс металла и гидроксильных групп; б) эквивалентная масса соли равна сумме эквивалентных масс металла и кислотного остатка. По закону эквивалентов:

М_Э(МеОН) / М_Э (МеNO₃) = m (МеОН) /m(МеNO₃) или

М_Э(Ме) + М_Э(ОН⁻) / М_Э (Ме) + М_Э(NO₃⁻) = m (МеОН) /m(МеNO₃)

подставляем числовые значения

М_Э(Ме) +17 / М_Э(Ме) + 62 = 1,60 / 3,85

М_Э(Ме) = 15 г/моль.

Пример 3. Приготовить 500 мл 0,1 н раствора серной кислоты из 2 н раствора H₂SO₄.

Решение. Известно, что вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам: n_Э1 = n_Э2., а n_Э = V· С_N.

Отсюда, V₁· С_N1 =. V₂· С_N2. Исходя из чего, растворы с молярной концентрацией эквивалента вещества (нормальность) реагируют друг с другом в объемах, обратно пропорциональным их молярным концентрациям эквивалентов (нормальностям):

V₁ /V₂ = С_N2 / С_N1 или V₁ · С_N1 = V₂ · С_N2.

где, V_1, V ₂ - объемы растворов реагирующих веществ,

С_N1, С_{N 2} - молярные концентрации эквивалентов (нормальности) этих растворов.

Находим объем (V₂) 2 н раствора серной кислоты, применив выражение

V₁ · С_N1 = V₂ · С_N2.;

V₂ = V₁ · С_N1 / С_N2., подставляем числовые значения

V₂ = 500 · 0,1 / 2 = 25 мл.

Объем воды, необходимый для приготовления раствора вычисляем по разности

V(H₂O) = V₁ – V₂

V(H₂O) = 500 – 25 = 475 мл

 

Лабораторная работа №1

Выполнение работы.

Проверьте прибор на герметичность, предварительно подобрав пробирку нужного диаметра. Убедившись в герметичности прибора, отсоедините пробирку, налейте в нее 1,0-1,5 мл 2 н раствора соляной кислоты и добавьте 1-2 капли раствора катализатора (CuSO₄). Затем осторожно внесите в пробирку взвешенный металл и соедините пробирку с прибором. Запишите в журнал начальный объем воды в бюретке. Наклоните штатив так, чтобы металл упал в кислоту. Наблюдайте выделение водорода и вытеснение воды в уравнительный сосуд (воронку). По окончании реакции следует подождать 1-3 минуты, пока газ примет комнатную температуру, и уровень жидкости в бюретке станет постоянным. Тогда приведите воду в бюретке и уравнительном сосуде к одному уровню, т.е. создайте в бюретке давление равное атмосферному. По положению нижнего края мениска воды в бюретке определите конечный объем, а затем по разности (V_КОН – V_НАЧ) вычислите объем выделившегося водорода (V_Н2). Запишите условия проведения определения: температуру и барометрическое давление.

Запись данных опыта и расчеты:

B(валентность металла) = 2

m(масса металла), г =

V_НАЧ.(начальный объем воды в бюретке), мл_.=

V_КОН.(конечный объем воды в бюретке), мл =

V(Н₂) = V_КОН.–V_НАЧ. (объём, выделившегося водорода), мл =

t (температура),ºС =

T(абсолютная температура) =273 + t⁰С, К =

Р(атмосферное давление), мм. рт. ст. =

h (Н₂О) (давление насыщенного водяного пара), мм.рт.ст.=

Р(Н₂)(парциальное давление водорода) = Р- h (Н₂О), мм.рт.ст.=

Числовое значение h _Н2О берут из справочной таблицы.

R(универсальная газовая постоянная), мм.рт.ст·мл/моль·К

По полученным данным рассчитайте молярную массу эквивалента металла двумя способами:

I-й способ. Применяя уравнение идеального газа Менделеева - Клапейрона

PV= nRT, зная, что n = m/M вычислите массу водорода в измеренном вами объеме. На основании закона эквивалентов вычислите молярную массу эквивалента металла. По закону эквивалентов:

m(H₂)/m(Me) = M_Э(H₂)/ M_Э(Me), откуда M_Э(Me) = m(Me)·M_Э(H₂) / m(H₂),

II-й способ. Приведите объем V(H₂) выделившегося водорода к нормальным условиям Vo(H₂), используя уравнение объединенного газового закона:

PV/T = P_ОV_О / T_О;

Заменив в выражении закона эквивалентов массу и молярную массу

эквивалента водорода на пропорциональные им объемные значения:

V_О(H₂)/m(Me) = V_Э(H₂)/ M_Э(Me), получим расчетную формулу:

M_Э(Me)= m (Ме)·V_Э(H₂) / V_О(H₂)

Зная, что А_ПРАКТ.(Ме) = М_Э(Ме) • В(Ме), вычислите практическую атомную(мольную) массу металла. Затем по таблице Д.И.Менделеева определите, какой это металл. Перепишите из таблицы Д.И.Менделеева теоретическое значение атомной массы металла.

Вычислите погрешности (ошибки) опыта: абсолютную (∆ =А_ТЕОР - А_ПРАКТ.) и относительную (∆% =.∆ ∙!00 ∕ А_ПРАКТ.).

Сформулируйте и запишите вывод.

 

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

Химическая кинетика – раздел физической химии, изучающий вопросы о скоростях и механизмах химических реакций.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления и присутствия катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики – законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.

Химические реакции, в которых исходные вещества целиком превращаются в продукты реакции, называются необратимыми:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂↑

υ₁ = k₁· С²(KClO₃)

Значительно чаще происходят реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном:

2NO + O₂ ↔ 2NO₂

υ₁ = k₁·[NO]²·[O₂],

υ₂ = k₂·[NO₂]²,

Состояние обратимой реакции, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, называется химическим равновесием.

При химическом равновесии υ₁ = υ₂ , откуда

K_С = k₁ / k₂ = [NO₂]² / [NO]² · [O₂]

Где K_С – константа химического равновесия (величина табличная), выраженная через равновесные молярные концентрации реагирующих веществ,

k₁, k₂ – константы скоростей прямой и обратной химических реакций

[NO₂],[NO],[O₂] – равновесные молярные концентрации реагирующих веществ.

Для обратимой химической реакции: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ есть величина постоянная при постоянной температуре, и называется константой химического равновесия. Она зависит от температуры, природы реагирующих веществ, наличия катализатора, и не зависит от концентраций реагирующих веществ.

Пример 1. Как изменится скорость реакции горения этилена при увеличении концентрации кислорода в три раза?

Решение. С₂Н₄ +3О₂ = 2СО₂ + 2Н₂О

Скорость реакции горения этилена до изменения концентрации кислорода

υ₁= k₁[C₂H₄]∙[O₂]³ (закон действия масс)

С увеличением концентрации кислорода в три раза скорость реакции станет равной

υ₁¢= k₁ [C₂ H₄](3[O₂])³ = 27k₁[C₂H₄][O₂]³=27υ_1.

Следовательно, скорость увеличивается в 27 раз.

Пример 2. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 70°С, если температурный коэффициент равен 2?

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа (при повышении температуры на каждые 10^оС скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза) по формуле: υt₂ =υt₁×g^t2-t1/10 Находим, что

υt₂/υt₁ = 2^70-20/10 = 2⁵ = 32

Следовательно, скорость реакции увеличится в тридцать два раза.

Пример 3. В какую сторону сместится равновесие в гомогенных системах

1.2HBr Û H₂ +Br₂ – 70,18 кДж;

2.2NO + O₂ Û 2NO₂ +117 кДж

вследствие повышения давления и температуры?

Решение. В первой системе реакция идет без изменения объема, поэтому изменение давления не вызывает смещения равновесия, а повышение температуры приведет к увеличению скорости прямой эндотермической реакции. (Принцип Ле - Шателье)

Во второй системе повышение давления вызовет смещение равновесия в сторону прямой реакции, идущей с уменьшением объема, а повышение температуры – в сторону обратной реакции (эндотермической).

Лабораторная работа № 2.

Лабораторная работа № 3

Запись данных опыта.

Указать кислотными, основными или амфотерными свойствами обладают гидроксиды магния, алюминия, кремния, никеля, цинка? Составить уравнения диссоциации (без ступеней), полученных гидроксидов, без учета процессов гидратации.

 

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Гетерогенное равновесие: осадок ↔ насыщенный раствор

подчиняется правилу произведения растворимости – в насыщенном растворе трудно растворимого сильного электролита произведение концентраций (активностей) ионов, возведенных в степени стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная при данной температуре.

Если малорастворимый электролит распадается на ионы по уравнению:

Ca₃(PO₄)₂ = 3Ca²⁺ + 2PO₄³⁻,

то выражение для произведения растворимости будет иметь вид:

ПР(Ca₃(PO₄)₂) = a³(Ca²⁺) · a² (PO₄³⁻) = fa(Ca²⁺)·[Ca²⁺]³· fa(PO₄³⁻)·[PO₄³⁻]².

В разбавленных растворах, какими являются насыщенные растворы трудно растворимых электролитов, при fа =1, а =С, тогда: ПР(Ca₃(PO₄)₂)= [Ca²⁺]³·[PO₄³⁻]².

Отсюда вытекают два следствия:

1. Условие растворения осадка: произведение концентраций ионов возведенных в степень стехиометрических коэффициентов, должно быть меньше величины произведения растворимости ПР(Ca₃(PO₄)₂) > [Ca²⁺]³·[PO₄³⁻]².

2. Условие образования осадка: произведение концентраций ионов возведенных в степень стехиометрических коэффициентов, должно быть больше величины произведения растворимости ПР(Ca₃(PO₄)₂)< [Ca²⁺]³·[PO₄³⁻]².

Пример 1. Растворимость (S) карбоната кальция в воде при температуре 25⁰ С составляет 6,9 ·10 ⁻⁵ моль/л. Найти ПР(CaCO₃). S S S

Решение. В насыщенном растворе карбоната кальция: CaCO₃ ↔ Ca²⁺+CO₃²⁻,

[Ca²⁺] = [CO₃²⁻] = S = 6,9 ·10 ⁻⁵ моль/л. Отсюда, ПР(CaCO₃) =[Ca²⁺]·[CO₃²⁻]=S·S= S².

Подставляем числовые значения: ПР(CaCO₃) = (6,9 ·10 ⁻⁵)² = 4,8·10 ⁻⁹.

Пример 2. Произведение растворимости йодида свинца ПР(PbI₂) = 1,1·10−⁹. Чему равна S (растворимость) йодида свинца? S S 2S

Решение. Запишем уравнение диссоциации: PbI₂ ↔ Pb²⁺ + 2I⁻. Из каждой молекулы йодида свинца образуется один ион Pb²⁺ и два иона I⁻. Следовательно, в насыщенном растворе PbI₂, растворимость ионов свинца [Pb²⁺] = S, а йодид –ионов [I⁻] = 2S. Отсюда получаем: ПР(PbI₂) = [Pb²⁺]·[I⁻]² = S·(2S)² = 4S³. Растворимость йодида свинца

___________ __________

[PbI₂]= S = ³√ ПР(PbI₂) / 4; S= ³√ 1,1·10⁻⁹ / 4 = 6,5·10⁻⁴ моль/л.

 

Лабораторная работа № 4

Произведение растворимости

Опыт 1. Дробное осаждение.

Выполнение работы. В две пробирки внести по 1 капле 0,5 н раствора нитрата серебра (AgNO₃). В пробирку №1 добавить 2 капли 0,5 н раствора хлорида калия (AgNO₃+КС1→AgCl↓+KNO₃), №2 -2 капли 0,5 н раствора хромата калия (2AgNO₃+K₂CrO₄→Ag₂CrO₄↓+2KNO₃).

Написать ионные уравнения реакций, отметить цвет осадков хлорида и хромата серебра.

Какое вещество будет выпадать в осадок первым из раствора, содержащего ионы Cl⁻, CrO₄²⁻ и Ag⁺ в равных концентрациях?

ПР(AgCl)=1,8∙10⁻¹⁰; ПР(Ag₂CrO₄) = 4∙ 10⁻¹²

Проверить предположение опытом, для чего в пробирку №3 внести сначала

2 капли 0,5 н раствора хлорида калия (КС1), затем 2 капли 0,5 н раствора хромата калия (K₂CrO₄), добавить 3 капли дистиллированной воды. Раствор тщательно перемешать. Осторожно прибавить к нему 1 каплю 0,5 н раствора нитрата серебра (AgNO₃), перемешать. Какое вещество при этом образуется? Добавить ещё несколько капель раствора нитрата серебра, тщательно перемешать. Наблюдается ли образование хромата серебра? Отметить его образование при дальнейшем увеличении концентрации катионов серебра.

Запись данных опыта. Описать наблюдаемые явления. Написать выражения, произведений растворимости хлорида и хромата серебра. Объяснить, применив следствие правила произведения растворимости, последовательность образования осадков в данном опыте (пробирка №3), учитывая величины произведений растворимости хлорида и хромата серебра. На все вопросы ответить письменно.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

 

Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой (растворителем), приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых солей или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением реакции среды (рН), называется гидролизом.

Пример 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза

(I ступень) следующих солей: а) KF; б) Cu(NO₃)₂; г) Na₂S. Укажите реакцию среды растворов этих солей.

Решение. а) Фторид калия – KF ↔ K⁺ + F⁻, соль образованна слабой кислотой НF и сильным основанием KОН. Гидролиз простой будет протекать по аниону.

F⁻ + НОН ↔ НF + ОН⁻,

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

К⁺+ F⁻ + НОН ↔ НF + ОН⁻ + К⁺,

Или в молекулярной форме:

KF + H₂O ↔ НF + КOH

В результате гидролиза в растворе увеличивается концентрация гидроксид-ионов, поэтому раствор KF имеет щелочную реакцию (рН > 7).

б) нитрат меди (II) - Cu(NO₃)₂ ↔ Cu²⁺ + 2NO₃^–, соль образованна слабым основанием Cu(OН)₂ и сильной кислотой HCl. Гидролиз сложный ступенчатый будет протекать по катиону:

Iступень: Cu²⁺ + НОН ↔ (CuОН)⁺ + Н⁺,

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

2NO₃^– + Cu²⁺ + НОН ↔ (CuОН)⁺ + Н⁺ + 2NO₃^–,

В молекулярной форме:

Cu(NO₃)₂ + Н₂О↔ (CuОН)NO₃ + НNO₃.

В результате гидролиза в растворе увеличивается концентрация ионов водорода, поэтому раствор Cu(NO₃)₂ имеет, кислую реакцию (рН <7)..

в) сульфид натрия - Na₂S. ↔ 2Na⁺ + S^2─, соль образованна сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂S. Гидролиз сложный ступенчатый будет протекать по аниону:

Iступень: S^2─ + НОН ↔ НS^─ + ОН^─

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

2Na⁺ + S^2─ + НОН ↔ НS^─ + ОН^─ + 2Na⁺,

В молекулярной форме:

Na₂S + НОН ↔ NaНS + NaОН.

В результате гидролиза в растворе увеличивается концентрация гидроксид-ионов, поэтому раствор Na₂S имеет щелочную реакцию (рН > 7).

 

Пример 2. Вычислить константу гидролиза и степень гидролиза хлорида аммония (NH₄Cl) в 0,2 М растворе.

Решение: Соль образована слабым основанием NH₃∙H₂O и сильной кислотой HCl.

Уравнение диссоциации соли NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl⁻.

Гидролиз будет протекать по катиону. Уравнение реакции гидролиза: NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₃∙H₂O + H⁺

Найдем константу гидролиза: К_Г = К_Н2О/К_ОСН, где К_Н2О – ионное произведение воды

(10^-14). К_ОСН. – константа диссоциации основания (1,8∙10^-5)

К_Г= 10^-14 / 1,8∙10^-5 = 5,56∙10^-10.

_______ _____________

Вычисляем степень гидролиза: h = √ К_г/С_М = √ 5,56∙10 ⁻¹⁰ / 0,2 = 5,25∙10⁻⁵=

= 5,25∙10 ⁻³ %.

 

Лабораторная работа № 5

Гидролиз солей

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ.

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ.

Большинство реакций, применяемых в анализе, протекают в водных растворах. Вода относится к слабым электролитам и, хотя в незначительной степени, но подвергается ионизации:

H₂O ↔ H⁺ + OH⁻

Процесс ионизации воды характеризуется константой ионизации (диссоциации):

[H⁺]·[OH⁻] / [H₂O] = K(H₂O) (1)

Преобразуем это уравнение:

[H⁺]·[OH⁻] = K(H₂O) · [H₂O] (2)

В приведенном уравнении [H₂O] (при постоянной температуре) можно считать практически постоянной. Следовательно, правая часть уравнения (2), а значит, и произведение [H⁺]·[OH⁻] – величина постоянная. Её называют ионным произведением воды и обозначают Kw:

Kw: = [H⁺]·[OH⁻] (3)

При температуре 25⁰ С в чистой воде [H⁺] = [OH⁻] = 10^-7моль/л, следовательно

Kw = 10^-7·10^-7 = 10^-14. При повышении температуры Kw быстро увеличивается. Смысл уравнения (3) заключается в следующем: как бы, не изменялась, концентрация ионов H⁺ и OH⁻, их произведение [H⁺]·[OH⁻] в любом водном растворе сохраняет постоянное значение равное 10^-14 при 25 ⁰С.

Вместо концентрации [H⁺] удобнее пользоваться отрицательным десятичным логарифмом из этой величины – водородным показателем (рН).

pH = −ℓg[H⁺] (4)

Кроме водородного показателя (рН) при расчетах широко используют и гидроксильный показатель (рОН) и прологарифмированный показатель ионного произведения воды

рОН =−ℓg[ОH⁻],

рКw = −ℓgКw,

рКw = рН + рОН.

В кислых растворах рН <7, в щелочных растворах рН >7, в нейтральных растворах рН = 7.

Пример 1. Вычислить рН и рОН 0,25 М раствора Са(ОН)₂

Решение: Запишем уравнение электролитической диссоциации гидроксида кальция, являющегося сильным электролитом. Са(ОН)₂ → Са²⁺ + 2ОН⁻. Из уравнения диссоциации видно, что [ОН⁻] =2[Са(ОН)₂]= 2∙0,25 = 5∙10⁻¹ моль/л.

Вычислим рОН по уравнению рОН = − lg [ОН⁻];

рОН = − lg 5∙10⁻¹ = 1 − lg 5 = 1 −0,7 = 0,3

Вычислим рН по уравнению рН = 14 − рОН; рН = 14 − 0,3 = 13,7.

Пример 2. Какова концентрация гидроксид - ионов в растворе, рН которого 10,8?

Решение. Находим концентрацию ионов водорода в растворе

pH = − lg [H⁺]; [H⁺] = 10^−pH;

[H⁺] = 10^−10,8 =10⁻¹¹∙10^0,2 =1,6 · 10⁻¹¹ моль/л.

[H⁺] = 1,6 · 10⁻¹¹ моль/л.

Так как произведение [H⁺]·[OH⁻]= 10⁻¹⁴, то [OH⁻]= 10⁻¹⁴/ 1,6·10⁻¹¹= 6,25·10⁻⁴ моль/л.

Пример 3. Вычислить рН и рОН 0,5 М раствора сернистой кислоты H₂SO₃.

Решение. Сернистая кислота (H₂SO₃) – электролит средней силы, диссоциирует по двум ступеням. Для расчета концентрации катионов водорода Н⁺ будем учитывать диссоциацию сернистой кислоты только по первой ступени — H₂SO₃ ↔ Н⁺+ HSO₃⁻.

Доля (степень диссоциации) молекул распавшихся на ионы определяется выражением: α = С(Н⁺) / С(H₂SO₃), откуда С(Н⁺) = α С(H₂SO₃) (1),

Из выражения закона разбавления Оствальда найдем К₁= α² С(H₂SO₃) (2), откуда

___________

α = √ К₁ / С(H₂SO₃) (3)_, подставляем в уравнение (1),

___________ ____________

С(Н⁺) = С(H₂SO₃)· √ К₁ / С(H₂SО₃) = √ К₁ · С(H₂SO₃)_,

где К₁ – константа диссоциации сернистой кислоты по 1-й ступени, числовое значение которой переписываем из справочной таблицы.

К₁= 1,4 ∙10⁻²

__________

Подставляем числовые значения С(Н⁺) = √1,4 ∙10⁻² 0,5 =0,084моль/л.

Вычислим рН рН = −lg С(Н⁺);

рН = −lg 8,4∙10⁻² = 2 − lg 8,4= 2 – 0,92=1,08.

Вычислим рОН рОН = 14 – рН;

рОН = 14 – 1,08 = 12,92.

 

Пример 4. В каких соотношениях следует взять растворы 0,1 н СН₃СООН и 0,1 н CH₃COONa для приготовления буферной смеси с рН = 4,73.

Решение. pН буферной смеси можно вычислить по уравнению буферного действия. Для ацетатных смесей

рН = рКкисл - lg Cкисл / Ссоли

где рКкисл = - lg Ккисл. – силовой показатель кислоты.

Для аммонийных буферных смесей

рН = 14 – рКосн. + lg Сосн / Ссоли

где рКосн = −lg Косн - силовой показатель основания. Следует помнить, что силовой показатель можно вычислить для слабых электролитов, для которых справедлив закон действия масс и существуют термодинамические константы диссоциации Кдисс..

Если концентрации растворов, составляющих буферную смесь, одинаковы, то величина рН будет зависеть от объемов растворов

рН = рКкисл – lg Vкисл / Vсоли

Для ацетатного буферного раствора

рКкисл = −lg 1,8 10 ^–5 = 4,73.

Отсюда 4,73 = 4,73 - lg Vкисл /Vсоли,

т.е. lg Vкисл / Vсоли = 0.

Следовательно, Vкисл / Vсоли = 1 или Vкисл = Vсоли.

Для приготовления ацетатного буферного раствора с рН = 4,73 надо смешать равные объемы 0,1 н растворов уксусной кислоты и ацетата натрия..

 

 

Лабораторная работа № 6

Опыт 3. Буферные растворы.

В лабораторной практике и в ряде технологических процессов возникает необходимость применения растворов, в которых водородный показатель (рН) практически не меняется, как при их разбавлении растворителем (водой), так и при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или оснований (щелочей). Такие растворы существуют, и они получили название буферных растворов или буферных смесей.

Наиболее часто применяемые буферные растворы представляют собой смесь слабой кислоты с солью, образованной этой кислотой и сильным основанием, например: (CH₃COOH + CH₃COONa) – ацетатная буферная смесь или смесь слабого основания с солью, образованной этим основанием и сильной кислотой, например: (NH₄OH + NH₄Cl) – аммонийная буферная смесь.

Буферные растворы слабых кислот имеют рН<7, в буферных растворах слабых оснований рН>7.

Выполнение работы. Приготовить ацетатный буферный раствор (CH₃COOH + CH₃COONa), для чего поместить в небольшой стаканчик по 5 мл 0,1М растворов уксусной кислоты и ацетата натрия, полученный раствор перемешать стеклянной палочкой. В другом стаканчике приготовить таким же образом аммонийную буферную смесь (NH₄OH + NH₄Cl) из 0,1 М растворов аммиака и хлорида аммония.

Определить рН приготовленных растворов с помощью универсального индикатора (см. опыт 2).

Запись данных опыта. Записать способ приготовления буферных смесей и экспериментально установленные в них значения рН.

 

Лабораторная работа № 7

ЭЛЕКТРОЛИЗ

 

Окислительно-восстановительные процессы, протекающие под действием постоянного электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита, называют электролизом.

При электролизе следует различать два параллельных процесса: на катоде происходит прием электронов ионами, т.е. их восстановление, на аноде происходит отдача электронов ионами, т.е. их окисление.

Электролиз расплавов электролитов (анод инертный)

 

Пример. В расплаве йодида калия при прохождении через него постоянного электрического тока протекают следующие процессы:

1. В расплаве йодид калия распадается на ионы:

KI ↔ K⁺+ I⁻

2. Под действием постоянного электрического тока катионы будут передвигаться к катоду, и принимать электроны, а анионы к аноду и отдавать электроны:

Катод (-)K: K⁺+ e → K (восстановление)

Анод (+)A: 2I⁻−2e → I₂ (окисление)

3.Суммируем уравнения процессов, протекающих на электродах. При этом необходимо учитывать, что число электронов отданных восстановителем должно равняться числу электронов принятых окислителем.

Катод (-)K: K⁺+ e → K │ 2

Анод (+)A: 2I⁻−2e → I₂ │ 1

2K⁺+ 2I⁻→ 2K + I₂

4. Перепишем уравнение в молекулярном виде:

2KI → 2K + I₂

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

 

Комплексные соединения сложные вещества, в которых можно выделить центральный атом (комплексообразователь) и связанные с ним молекулы или ионы – лиганды или адденды..

В комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Внутреннюю сферу составляют комплексообразователь (центральный ион или атом) и лиганды.

Внешнесферная диссоциация комплексных соединений происходит в водных растворах практически полностью. Эта диссоциация называется первичной. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения называют вторичной диссоциацией. Диссоциация комплексного иона характеризуется константой равновесия, которая называется константой нестойкости комплексного иона и служит мерой устойчивости комплекса.

Пример. Укажите в нижеприведенных комплексных соединениях комплексообразователь, его степень окисления, координационное число, лиганды, заряд комплексного иона.

1.[Cr (H₂O)₆]Cl₃, 2.K[Cu(CN)₂], 3.[Pt(NH₃)₄Cl₂]Cl₂.

Решение. В указанных соединениях комплексообразователями являются ионы Cr³⁺, Cu⁺, Pt⁴⁺,координационные числа соответственно равны 6, 2, 6. Лигандами в первом соединении являются шесть молекул воды, во втором – два иона CN⁻ и в третьем – четыре молекулы аммиака и два иона Cl⁻.

Заряд комплексного иона равен сумме зарядов комлексообразователя и лигандов. В первом соединении заряд комплексного иона равен: +3+6·0 =+3, во втором: +1+(−2) = −1, в третьем: 4+4·0 +(−2) = +2.

При растворении в воде эти комплексные соединения диссоциируют с отщеплением комплексного иона:

1.[Cr(H₂O)₆]Cl₃↔[Cr(H₂O)₆]³⁺ + 3Cl⁻

2.K[Cu(CN)₂]↔K⁺+ [Cu(CN)₂]^─;

3.[Pt(NH₃)₄Cl₂]Cl₂↔[Pt(NH₃)₄Cl₂]²⁺+2Cl⁻.

Комплексные ионы в большей или меньшей степени диссоциируют:

1.[Cr(H₂O)₆]³⁺↔Cr³⁺+6H₂O;

2.[Cu(CN)₂]^─↔Сu⁺+2CN⁻

3.[Pt(NH₃)₄Cl₂]²⁺↔Pt⁴⁺+ 4NH₃+2Cl⁻.

Константы нестойкости соответственно принимают следующий вид:

К₁ = [Cr³⁺][H₂O]⁶/ [Cr(H₂O)₆ ³⁺];

К₂ = [Cu⁺][CN⁻]² / [Cu(CN)₂⁻];

К₃ = [Pt⁴⁺][NH₃]⁴[Cl⁻]²/ [Pt(NH₃)₄Cl₂²⁺]

.

Лабораторная работа №9

Комплексные соединения.

Опыт 3. Двойные соли.

Выполнение работы. В трех пробирках приготовить раствор двойной соли (NH₄)₂SO₄·FeSO₄·6H₂O (соль Мора), внеся в каждую пробирку по несколько кристалликов соли и по 4 капли дистиллированной воды. Затем в 1-ю пробирку к раствору соли Мора добавить 2 капли 0,5 н раствора сульфида аммония ((NH₄)₂S), во 2-ю пробирку 2 капли 0,5 н раствора хлорида бария (BaCl₂). Отметить цвет осадков и написать ионные уравнения реакций их образования. На присутствие, каких ионов в растворе двойной соли указывают эти реакции? В 3-ю пробирку добавить 3 капли 2 н раствора едкого натра (NaOH) и подогреть на водяной бане. Подержать над пробиркой полоску универсальной индикаторной бумаги, предварительно смоченную дистиллированной водой. По изменению окраски индикаторной бумаги и по запаху, определить какой газ выделяется из пробирки. На присутствие, каких ионов в растворе двойной соли указывают эта реакция? Учитывая результаты опыта, написать уравнение электролитической диссоциации соли Мора.

Лабораторная работа № 10

Приготовление раствора с заданной массовой долей вещества (в %).

 

Выполнение работы. Получите у преподавателя задание на приготовление водного раствора хлорида натрия или хлорида аммония. Массовую долю раствора и массу раствора запишите в тетрадь. Рассчитайте массу соли и массу растворителя (воды), которые необходимы для приготовления раствора. Покажите расчеты преподавателю и приступайте к приготовлению раствора. Для чего, соль необходимо взвесить на технохимических весах, дистиллированную воду отмерить мерным цилиндром. Воду из цилиндра перенести в стакан, затем высыпать соль и тщательно перемешать стеклянной палочкой до полного растворения соли.

Приготовленный раствор перенести в узкий цилиндр, и осторожно погрузив в него ареометр, произвести отсчет по шкале, т.е. определить плотность раствора.

Показание шкалы ареометра на уровне поверхности жидкости (нижний край мениска) соответствует плотности этой жидкости (раствора). Ареометр позволяет определить плотность с точностью до третьего десятичного знака.

Запись данных опыта и расчет. Запишите полученный результат, сравните его с табличным значением, рассчитайте абсолютную и относительную погрешности.

Вычислите молярную, молярную концентрацию эквивалента (нормальную), моляльную концентрации, титр, мольные (молярные) доли растворенного вещества и растворителя в приготовленном растворе.

 

Лабораторная работа № 11

 

Свойства азота

Лабораторная работа №12

Свойства серы.

Опыт 1. Получение малорастворимых сульфидов

Выполнение работы. В две пробирки внести раздельно по 3 капли растворов сульфата марганца (MnSO₄) и нитрата свинца (II) (Pb(NO₃)₂). В каждый раствор добавить по 2 капли раствора сульфида аммония ((NH₄)₂S). Наблюдать выпадение осадков сульфида марганца и сульфида свинца. К полученным осадкам прибавить по 3 капли 2 н раствора азотной кислоты (HNO₃). Какой сульфид растворился? Возможно ли его образование в кислой среде?

В две другие пробирки с растворами сульфата марганца и нитрата свинца добавить по 4 капли сероводородной воды. В каком случае образование осадка не наблюдалось? Почему?

Запись данных опыта. Написать в молекулярном и ионном виде уравнения, реакций получения сульфидов марганца и свинца. Указать их цвет. Написать уравнение реакции растворения MnS в растворе азотной кислоты. Пользуясь правилом произведения растворимости (ПР(MnS) = 2,5∙10⁻¹⁰; ПР(PbS) = 1∙10⁻²⁷), объяснить:

а) различные результаты действия H₂S и (NH₄)₂S на соль марганца; б) образование осадка PbS в обоих случаях. Реакция, образования черного осадка PbS, может служить для обнаружения сульфид иона S^2–.

Запись данных опыта.

Написать уравнение реакции растворения сульфита бария в азотной кислоте. Почему не растворился в азотной кислоте сульфат бария?

Лабораторная работа №13

Свойства фосфора.

Лабораторная работа №14

Свойства галогенов

МЕТОДЫ КОМПЛЕК